Водородът е химичен елемент със символ H и атомен номер 1. Със стандартно атомно тегло от около 1,008, водородът е най-лекият елемент в периодичната таблица. Неговата моноатомна форма (H) е най-разпространеният химикал във Вселената, представляващ приблизително 75% от общата маса на барион. Звездите са съставени предимно от водород в плазмено състояние. Най-често срещаният изотоп на водорода, наречен протий (това име се използва рядко, символ 1H), има един протон и няма неутрони. Широко разпространената поява на атомния водород за първи път се случи в ерата на рекомбинацията. При стандартни температури и налягания водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен, неметален, запалим двуатомен газ с молекулна формула H2. Тъй като водородът лесно образува ковалентни връзки с повечето неметални елементи, по-голямата част от водорода на Земята съществува в молекулярни форми като вода или органични съединения. Водородът играе особено важна роля в киселинно-основните реакции, тъй като повечето киселинно-базирани реакции включват обмен на протони между разтворими молекули. В йонните съединения водородът може да приеме формата на отрицателен заряд (т.е. анион) и е известен като хидрид или като положително зареден (т.е. катион) вид, означен със символа H+. Водородният катион се описва като изграден от прост протон, но действителните водородни катиони в йонните съединения винаги са по-сложни. Като единственият неутрален атом, за който уравнението на Шрьодингер може да бъде решено аналитично, водородът (а именно изследването на енергията и свързването на неговия атом) изигра ключова роля в развитието на квантовата механика. Водородният газ за първи път е произведен изкуствено в началото на 16 век чрез реакция на киселини с метали. През 1766-81г. Хенри Кавендиш беше първият, който разбра, че водородният газ е дискретно вещество и че произвежда вода при изгаряне, откъдето идва и името му: водород на гръцки означава „производител на вода“. Промишленото производство на водород се свързва главно с парното преобразуване на природен газ и по-рядко с по-енергоемки методи като водна електролиза. По-голямата част от водорода се използва близо до мястото, където се произвежда, като двете най-чести приложения са преработката на изкопаеми горива (напр. хидрокрекинг) и производството на амоняк, главно за пазара на торове. Водородът е повод за безпокойство в металургията, тъй като може да натроши много метали, което затруднява проектирането на тръбопроводи и резервоари за съхранение.

Имоти

Изгаряне

Водородният газ (дихидроген или молекулярен водород) е запалим газ, който ще гори във въздуха в много широк диапазон от концентрации от 4% до 75% по обем. Енталпията на горене е 286 kJ/mol:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Водородният газ образува експлозивни смеси с въздуха в концентрации от 4-74% и с хлора в концентрации до 5,95%. Експлозивните реакции могат да бъдат причинени от искри, топлина или слънчева светлина. Температурата на самозапалване на водорода, температурата на спонтанно запалване във въздуха, е 500 °C (932 °F). Чистите водородно-кислородни пламъци излъчват ултравиолетова радиация и с висока кислородна смес са почти невидими с невъоръжено око, както се вижда от слабата струя на главния двигател на космическата совалка в сравнение с добре видимата струя на твърдия ракетен ускорител на космическата совалка, който използва амониев перхлорат композит. Може да е необходим детектор за пламък за откриване на изтичане на горящ водород; такива течове могат да бъдат много опасни. Водородният пламък при други условия е син и прилича на синия пламък на природния газ. Потъването на дирижабъла "Хинденбург" е известен пример за изгаряне на водород и случаят все още се обсъжда. Видимият оранжев пламък при този инцидент е причинен от излагане на смес от водород и кислород, комбинирани с въглеродни съединения от кожата на дирижабъла. H2 реагира с всеки окислителен елемент. Водородът може спонтанно да реагира при стайна температура с хлор и флуор, за да образува съответните халогеноводороди, хлороводород и флуороводород, които също са потенциално опасни киселини.

Енергийни нива на електрони

Енергийното ниво на основното състояние на електрон във водороден атом е −13,6 eV, което е еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната около 91 nm. Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени доста точно с помощта на модела на Бор на атома, който концептуализира електрона като "орбитален" протон, подобен на орбитата на Земята около Слънцето. Въпреки това, атомният електрон и протон се държат заедно от електромагнитна сила, докато планетите и небесните обекти се държат заедно от гравитацията. Поради дискретизацията на ъгловия момент, постулирана в ранната квантова механика от Бор, електронът в модела на Бор може да заема само определени допустими разстояния от протона и следователно само определени допустими енергии. По-точно описание на водородния атом идва от чисто квантово-механично третиране, което използва уравнението на Шрьодингер, уравнението на Дирак или дори интегралната схема на Фейнман за изчисляване на разпределението на плътността на вероятността на електрон около протон. Най-сложните методи за обработка позволяват да се получат малки ефекти на специалната теория на относителността и вакуумната поляризация. При квантовата обработка електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма въртящ момент, което илюстрира как "планетарната орбита" се различава от движението на електрона.

Елементарни молекулни форми

Има два различни спинови изомера на двуатомни водородни молекули, които се различават по относителния спин на техните ядра. В ортоводородната форма спиновете на двата протона са успоредни и образуват триплетно състояние с квантово число на молекулния спин 1 (1/2 + 1/2); в параводородната форма спиновете са антипаралелни и образуват синглет с квантово число на молекулен спин 0 (1/2 1/2). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% от параформата и 75% от ортоформата, известна още като "нормална форма". Равновесното съотношение на ортоводород към параводород зависи от температурата, но тъй като ортоформата е възбудено състояние и има по-висока енергия от параформата, тя е нестабилна и не може да бъде пречистена. При много ниски температури равновесното състояние се състои почти изключително от параформата. Термичните свойства на течната и газовата фаза на чистия параводород се различават значително от тези на нормалната форма поради разликите в ротационния топлинен капацитет, което се обсъжда по-подробно във водородните спинови изомери. Разликата орто/двойка също се среща в други съдържащи водород молекули или функционални групи като вода и метилен, но това е от малко значение за техните термични свойства. Некатализираното взаимно преобразуване между пара и орто Н2 се увеличава с повишаване на температурата; така бързо кондензираният H2 съдържа големи количества високоенергийна ортогонална форма, която много бавно се превръща в пара форма. Съотношението орто/пара в кондензирания Н2 е важен фактор при получаването и съхранението на течен водород: превръщането от орто в пара е екзотермично и осигурява достатъчно топлина за изпаряване на част от течния водород, което води до загуба на втечнен материал. Катализатори за орто-пара конверсия като железен оксид, активен въглен, платинизиран азбест, редкоземни метали, уранови съединения, хромен оксид или някои никелови съединения се използват при водородно охлаждане.

Фази

Водороден газ

течен водород

утайка водород

твърд водород

метален водород

Връзки

Ковалентни и органични съединения

Докато H2 не е много реактивен при стандартни условия, той образува съединения с повечето елементи. Водородът може да образува съединения с елементи, които са по-електроотрицателни, като халогени (например F, Cl, Br, I) или кислород; в тези съединения водородът поема частичен положителен заряд. Когато е свързан с флуор, кислород или азот, водородът може да участва под формата на средно силна нековалентна връзка с водорода на други подобни молекули, явление, наречено водородно свързване, което е критично за стабилността на много биологични молекули. Водородът също образува съединения с по-малко електроотрицателни елементи като метали и металоиди, където поема частичен отрицателен заряд. Тези съединения често са известни като хидриди. Водородът образува голямо разнообразие от съединения с въглерода, наречени въглеводороди, и още по-голямо разнообразие от съединения с хетероатоми, които поради общата им връзка с живите същества се наричат ​​органични съединения. Изследването на техните свойства е грижа на органичната химия и тяхното изследване в контекста на живите организми е известно като биохимия. Според някои определения "органичните" съединения трябва да съдържат само въглерод. Повечето обаче също съдържат водород и тъй като връзката въглерод-водород е тази, която придава на този клас съединения голяма част от техните специфични химични характеристики, връзките въглерод-водород се изискват в някои дефиниции на думата "органичен" в химията. Известни са милиони въглеводороди и те обикновено се образуват по сложни синтетични пътища, които рядко включват елементарен водород.

хидриди

Водородните съединения често се наричат ​​хидриди. Терминът "хидрид" предполага, че Н атомът е придобил отрицателен или анионен характер, обозначен като Н-, и се използва, когато водородът образува съединение с по-електроположителен елемент. Съществуването на хидриден анион, предложен от Gilbert N. Lewis през 1916 г. за хидриди, съдържащи сол от група 1 и 2, е демонстрирано от Moers през 1920 г. чрез електролиза на разтопен литиев хидрид (LiH), произвеждайки стехиометрично количество водород на анод. За хидриди, различни от метали от група 1 и 2, терминът е подвеждащ предвид ниската електроотрицателност на водорода. Изключение при хидридите от група 2 е BeH2, който е полимерен. В литиево-алуминиев хидрид анионът AlH-4 носи хидридни центрове, здраво свързани с Al(III). Въпреки че хидридите могат да се образуват в почти всички елементи от основната група, броят и комбинацията от възможни съединения варира значително; например, известни са над 100 бинарни боран хидриди и само един бинарен алуминиев хидрид. Бинарният индиев хидрид все още не е идентифициран, въпреки че съществуват големи комплекси. В неорганичната химия хидридите могат също да служат като мостови лиганди, които свързват два метални центъра в координационен комплекс. Тази функция е особено характерна за елементите от група 13, особено в бораните (борни хидриди) и алуминиевите комплекси, както и в групираните карборани.

Протони и киселини

Окисляването на водорода премахва неговия електрон и дава Н+, който не съдържа електрони и ядро, което обикновено се състои от един протон. Ето защо H+ често се нарича протон. Този възглед е централен в обсъждането на киселините. Според теорията на Bronsted-Lowry киселините са донори на протони, а основите са акцептори на протони. Голият протон, Н+, не може да съществува в разтвор или в йонни кристали поради неустоимото си привличане към други атоми или молекули с електрони. С изключение на високите температури, свързани с плазмата, такива протони не могат да бъдат отстранени от електронните облаци на атоми и молекули и ще останат прикрепени към тях. Въпреки това, терминът "протон" понякога се използва метафорично за обозначаване на положително зареден или катионен водород, прикрепен към други видове по този начин, и като такъв се обозначава като "Н+" без никакво значение, че отделните протони съществуват свободно като вид. За да се избегне появата на гол "солватиран протон" в разтвора, понякога се смята, че киселинните водни разтвори съдържат по-малко вероятен фиктивен вид, наречен "хидрониев йон" (H 3 O+). Но дори и в този случай такива солватирани водородни катиони се възприемат по-реалистично като организирани клъстери, които образуват видове, близки до H 9O+4. Други оксониеви йони се откриват, когато водата е в кисел разтвор с други разтворители. Въпреки че е екзотичен на Земята, един от най-често срещаните йони във Вселената е Н+3, известен като протониран молекулярен водород или триводороден катион.

изотопи

Водородът има три естествено срещащи се изотопа, обозначени като 1H, 2H и 3H. Други силно нестабилни ядра (4H до 7H) са синтезирани в лабораторията, но не са наблюдавани в природата. 1H е най-често срещаният изотоп на водорода, с изобилие от над 99,98%. Тъй като ядрото на този изотоп се състои само от един протон, то получава описателното, но рядко използвано официално име протий. 2H, другият стабилен изотоп на водорода, е известен като деутерий и съдържа един протон и един неутрон в ядрото. Смята се, че целият деутерий във Вселената е произведен по време на Големия взрив и съществува от този момент до сега. Деутерият не е радиоактивен елемент и не представлява значителна опасност от токсичност. Водата, обогатена с молекули, които включват деутерий вместо нормален водород, се нарича тежка вода. Деутерият и неговите съединения се използват като нерадиоактивен етикет в химически експерименти и в разтворители за 1H-NMR спектроскопия. Тежката вода се използва като модератор на неутрони и охлаждаща течност за ядрени реактори. Деутерият също е потенциално гориво за търговски ядрен синтез. 3H е известен като тритий и съдържа един протон и два неутрона в ядрото. Той е радиоактивен, разпада се на хелий-3 чрез бета разпад с период на полуразпад от 12,32 години. Той е толкова радиоактивен, че може да се използва в светещи бои, което го прави полезен при производството на часовници със светещи циферблати, например. Стъклото предотвратява излизането на малко количество радиация. Малко количество тритий се произвежда естествено чрез взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове; тритий също е бил освободен по време на тестване на ядрени оръжия. Използва се в реакции на ядрен синтез като индикатор за изотопна геохимия и в специализирани осветителни устройства със самостоятелно захранване. Тритият също е използван в експерименти за химично и биологично етикетиране като радиоактивен етикет. Водородът е единственият елемент, който има различни имена за своите изотопи, които са широко използвани днес. По време на ранното изследване на радиоактивността различни тежки радиоактивни изотопи са получили собствени имена, но такива имена вече не се използват, с изключение на деутерий и тритий. Символите D и T (вместо 2H и 3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответният символ за протий P вече се използва за фосфор и следователно не е наличен за протий. В своите насоки за номенклатура Международният съюз за чиста и приложна химия позволява да се използва всеки от символите от D, T, 2H и 3H, въпреки че 2H и 3H са предпочитани. Екзотичният атом мюоний (символ Mu), състоящ се от антимюон и електрон, също понякога се счита за лек радиоизотоп на водорода поради масовата разлика между антимюона и електрона, която беше открита през 1960 г. По време на живота на мюона, 2,2 μs, мюоният може да влезе в съединения като мюониев хлорид (MuCl) или натриев мюонид (NaMu), подобно съответно на хлороводорода и натриевия хидрид.

История

Откриване и използване

През 1671 г. Робърт Бойл открива и описва реакцията между железни стърготини и разредени киселини, която води до водороден газ. През 1766 г. Хенри Кавендиш е първият, който признава водородния газ като дискретно вещество, наричайки газа "запалим въздух" поради реакцията метал-киселина. Той предположи, че "запалимият въздух" всъщност е идентичен с хипотетичното вещество, наречено "флогистон", и отново установи през 1781 г., че газът произвежда вода при изгаряне. Смята се, че именно той е открил водорода като елемент. През 1783 г. Антоан Лавоазие дава на елемента името водород (от гръцки ὑδρο-хидро, което означава „вода“ и -γενής гени, което означава „създател“), когато той и Лаплас възпроизвеждат данните на Кавендиш, че водата се образува при изгаряне на водород. Лавоазие произвежда водород за своите експерименти за запазване на масата, като реагира на поток от пара с метално желязо през лампа с нажежаема жичка, нагрята в огън. Анаеробното окисляване на желязото от водни протони при висока температура може да бъде схематично представено чрез набор от следните реакции:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Много метали, като цирконий, претърпяват подобна реакция с вода, за да се получи водород. За първи път водородът е втечнен от Джеймс Дюар през 1898 г. с помощта на регенеративно охлаждане и неговото изобретение, вакуумната колба. На следващата година той произвежда твърд водород. Деутерият е открит през декември 1931 г. от Харолд Урей, ​​а тритият е получен през 1934 г. от Ърнест Ръдърфорд, Марк Олифант и Пол Хартек. Тежката вода, която се състои от деутерий вместо от обикновен водород, е открита от групата на Юри през 1932 г. François Isaac de Rivaz построи първия двигател "Rivaz", двигател с вътрешно горене, задвижван от водород и кислород, през 1806 г. Едуард Даниел Кларк изобретява тръбата за водороден газ през 1819 г. Стоманата на Döbereiner (първата пълноценна запалка) е изобретена през 1823 г. Първият водороден балон е изобретен от Жак Шарл през 1783 г. Водородът осигури възхода на първата надеждна форма на въздушен трафик след изобретяването на първия дирижабъл с водород през 1852 г. от Анри Гифард. Германският граф Фердинанд фон Цепелин популяризира идеята за твърди дирижабли, издигнати във въздуха от водород, които по-късно бяха наречени цепелини; първият от тях лети за първи път през 1900 г. Редовните редовни полети започват през 1910 г. и до избухването на Първата световна война през август 1914 г. те са превозили 35 000 пътници без големи инциденти. По време на войната водородните дирижабли се използват като платформи за наблюдение и бомбардировачи. Първият трансатлантически полет без кацане е извършен от британския дирижабъл R34 през 1919 г. Редовните пътнически услуги се възобновяват през 20-те години на миналия век и откриването на запаси от хелий в Съединените щати трябваше да подобри безопасността на въздухоплаването, но правителството на САЩ отказа да продава газ за тази цел, така че H2 беше използван в дирижабъла Хинденбург, който беше унищожен през Пожар в Милано в Ню Джърси на 6 май 1937 г. Инцидентът беше излъчен на живо по радиото и записан на видео. Широко се предполагаше, че причината за възпламеняването е изтичане на водород, но последващи проучвания показват, че покритието от алуминизирана тъкан е било възпламенено от статично електричество. Но по това време репутацията на водорода като повдигащ газ вече беше накърнена. Същата година първият турбогенератор с водородно охлаждане с водороден газ като охлаждаща течност в ротора и статора влиза в експлоатация през 1937 г. в Дейтън, Охайо, от Dayton Power & Light Co.; поради топлопроводимостта на водородния газ, той е най-разпространеният газ за използване в тази област днес. Никел-водородната батерия е използвана за първи път през 1977 г. на борда на американския сателит за навигационни технологии 2 (NTS-2). МКС, Mars Odyssey и Mars Global Surveyor са оборудвани с никел-водородни батерии. В тъмната част на орбитата си космическият телескоп Хъбъл също се захранва от никел-водородни батерии, които най-накрая бяха заменени през май 2009 г., повече от 19 години след изстрелването и 13 години след проектирането им.

Роля в квантовата теория

Поради простата си атомна структура само от протон и електрон, водородният атом, заедно със спектъра на светлината, създадена от или погълната от него, е централна за развитието на теорията за атомната структура. В допълнение, изследването на съответната простота на водородната молекула и съответния H+2 катион доведе до разбиране на природата на химическата връзка, което скоро последва физическото третиране на водородния атом в квантовата механика в средата на 2020 г. Един от първите квантови ефекти, който беше ясно наблюдаван (но неразбран по това време) беше наблюдението на Максуел, включващо водорода половин век преди да има пълна квантово-механична теория. Максуел отбеляза, че специфичният топлинен капацитет на H2 необратимо се отклонява от двуатомен газ под стайна температура и започва все повече да прилича на специфичния топлинен капацитет на едноатомен газ при криогенни температури. Според квантовата теория това поведение възниква от разстоянието на (квантуваните) ротационни енергийни нива, които са особено широко разположени в H2 поради ниската му маса. Тези широко разположени нива предотвратяват равномерното разделяне на топлинната енергия във въртеливо движение във водорода при ниски температури. Диатомовите газове, които са съставени от по-тежки атоми, нямат толкова широко разположени нива и не проявяват същия ефект. Антиводородът е антиматериалният аналог на водорода. Състои се от антипротон с позитрон. Антиводородът е единственият вид атом на антиматерията, който е получен от 2015 г.

Да бъдеш сред природата

Водородът е най-разпространеният химичен елемент във Вселената, съставляващ 75% от нормалната материя по маса и над 90% по брой атоми. (По-голямата част от масата на Вселената обаче не е под формата на този химически елемент, а се смята, че има все още неоткрити форми на маса като тъмна материя и тъмна енергия.) Този елемент се намира в голямо изобилие в звезди и газови гиганти. H2 молекулярните облаци са свързани с формирането на звезди. Водородът играе жизненоважна роля при запалването на звездите чрез протон-протонната реакция и ядрения синтез на CNO цикъла. В целия свят водородът се среща главно в атомни и плазмени състояния със свойства, доста различни от тези на молекулярния водород. Като плазма, електронът и протонът на водорода не са свързани един с друг, което води до много висока електрическа проводимост и висока излъчвателна способност (генериране на светлина от Слънцето и други звезди). Заредените частици се влияят силно от магнитни и електрически полета. Например в слънчевия вятър те взаимодействат с магнитосферата на Земята, създавайки токове Биркеланд и полярното сияние. Водородът е в неутрално атомно състояние в междузвездната среда. Смята се, че голямото количество неутрален водород, намерено в мимолетни Лиман-алфа системи, доминира в космологичната барионна плътност на Вселената до червено отместване z = 4. При нормални условия на Земята елементарният водород съществува като двуатомен газ, H2. Водородният газ обаче е много рядък в земната атмосфера (1 ppm по обем) поради лекото му тегло, което му позволява да се противопоставя на земната гравитация по-лесно от по-тежките газове. Водородът обаче е третият най-разпространен елемент на повърхността на Земята, съществуващ предимно под формата на химични съединения като въглеводороди и вода. Водородният газ се произвежда от някои бактерии и водорасли и е естествен компонент на флейтата, както и метанът, който е все по-важен източник на водород. Молекулна форма, наречена протониран молекулярен водород (Н+3), се намира в междузвездната среда, където се генерира от йонизацията на молекулярен водород от космическите лъчи. Този зареден йон също е наблюдаван в горната атмосфера на планетата Юпитер. Йонът е относително стабилен в околната среда поради ниската си температура и плътност. H+3 е един от най-разпространените йони във Вселената и играе важна роля в химията на междузвездната среда. Неутралният триатомен водород H3 може да съществува само във възбудена форма и е нестабилен. За разлика от това, положителният молекулярен водороден йон (H+2) е рядка молекула във Вселената.

Производство на водород

H2 се произвежда в химически и биологични лаборатории, често като страничен продукт от други реакции; в промишлеността за хидрогениране на ненаситени субстрати; и в природата като средство за изместване на редуциращи еквиваленти в биохимични реакции.

Парно реформиране

Водородът може да се произвежда по няколко начина, но от икономическа гледна точка най-важните процеси включват отстраняването на водорода от въглеводородите, тъй като около 95% от производството на водород през 2000 г. идва от парен реформинг. В търговската мрежа големи количества водород обикновено се произвеждат чрез парно реформиране на природен газ. При високи температури (1000-1400 K, 700-1100 °C или 1300-2000 °F) парата (пара) реагира с метан, за да произведе въглероден окис и H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Тази реакция работи най-добре при ниско налягане, но все още може да се проведе при високо налягане (2,0 MPa, 20 atm или 600 инча живачен стълб). Това е така, защото H2 с високо налягане е най-популярният продукт и системите за прегряване под налягане работят по-добре при по-високи налягания. Продуктовата смес е известна като "синтезен газ", тъй като често се използва директно за производство на метанол и свързани съединения. Въглеводороди, различни от метан, могат да се използват за производство на синтезен газ с различни съотношения на продукта. Едно от многото усложнения на тази силно оптимизирана технология е образуването на кокс или въглерод:

CH4 → C + 2 H2

Следователно парният реформинг обикновено използва излишък от H2O. Допълнителен водород може да бъде възстановен от парата с помощта на въглероден оксид чрез реакция на преместване на водния газ, особено с помощта на катализатор железен оксид. Тази реакция също е често срещан промишлен източник на въглероден диоксид:

CO + H2O → CO2 + H2

Други важни методи за H2 включват частично окисляване на въглеводороди:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

И въглищната реакция, която може да служи като прелюдия към описаната по-горе реакция на смяна:

C + H2O → CO + H2

Понякога водородът се произвежда и консумира в един и същ промишлен процес, без разделяне. В процеса на Haber за производство на амоняк водородът се генерира от природен газ. Електролизата на солен разтвор за получаване на хлор също произвежда водород като страничен продукт.

метална киселина

В лабораторията H2 обикновено се получава чрез взаимодействие на разредени неокисляващи киселини с определени реактивни метали като цинк с апарат на Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Алуминият може също да произвежда H2, когато се третира с основи:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Електролизата на водата е прост начин за производство на водород. Ток с ниско напрежение протича през водата и на анода се генерира кислороден газ, докато на катода се генерира водороден газ. Обикновено катодът е направен от платина или друг инертен метал при производството на водород за съхранение. Ако обаче газът трябва да се изгори на място, присъствието на кислород е желателно за насърчаване на горенето и следователно и двата електрода ще бъдат направени от инертни метали. (Например, желязото се окислява и следователно намалява количеството отделен кислород). Теоретичният максимален коефициент на полезно действие (използваното електричество по отношение на енергийната стойност на произведения водород) е в диапазона 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

За производството на водород може да се използва сплав от алуминий и галий под формата на гранули, добавени към вода. Този процес също произвежда алуминиев оксид, но скъпият галий, който предотвратява образуването на оксидна обвивка върху пелетите, може да се използва повторно. Това има важни потенциални последици за икономиката на водорода, тъй като водородът може да се произвежда на местно ниво и не е необходимо да се транспортира.

Термохимични свойства

Има повече от 200 термохимични цикъла, които могат да се използват за разделяне на водата, около дузина от тези цикли, като цикъла на железния оксид, цикъла на цериевия (IV) оксид, цикъла на цериевия (III) оксид, цикъла на цинк-цинковия оксид цикълът на серен йод, цикълът на медта и хибридният цикъл на хлор и сяра са в процес на изследване и тестване за производство на водород и кислород от вода и топлина без използване на електричество. Редица лаборатории (включително тези във Франция, Германия, Гърция, Япония и САЩ) разработват термохимични методи за производство на водород от слънчева енергия и вода.

Анаеробна корозия

При анаеробни условия сплавите от желязо и стомана се окисляват бавно от водни протони, докато се редуцират в молекулярен водород (H2). Анаеробната корозия на желязото води първо до образуването на железен хидроксид (зелена ръжда) и може да се опише със следната реакция: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. На свой ред, при анаеробни условия, железният хидроксид (Fe (OH) 2) може да се окисли от водни протони, за да образува магнетит и молекулярен водород. Този процес се описва чрез реакцията на Shikorra: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 железен хидроксид → магнезий + вода + водород. Добре кристализираният магнетит (Fe3O4) е термодинамично по-стабилен от железния хидроксид (Fe(OH)2). Този процес възниква по време на анаеробна корозия на желязо и стомана в аноксична подпочвена вода и когато почвите се рекултивират под нивото на водната маса.

Геоложки произход: реакция на серпентинизация

При липса на кислород (O2) в дълбоките геоложки условия, преобладаващи далеч от земната атмосфера, водородът (H2) се образува по време на серпентинизация чрез анаеробно окисление от водни протони (H+) на железен силикат (Fe2+), присъстващ в кристалната решетка на фаялит (Fe2SiO4, минална оливинова жлеза). Съответната реакция, водеща до образуването на магнетит (Fe3O4), кварц (SiO2) и водород (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 фаялит + вода → магнетит + кварц + водород. Тази реакция много наподобява реакцията на Shikorra, наблюдавана при анаеробното окисление на железен хидроксид в контакт с вода.

Образуване в трансформатори

От всички опасни газове, произвеждани в силови трансформатори, водородът е най-разпространеният и се генерира при повечето повреди; по този начин образуването на водород е ранен признак за сериозни проблеми в жизнения цикъл на трансформатора.

Приложения

Консумация в различни процеси

Големи количества H2 са необходими в петролната и химическата промишленост. Най-голямото използване на H2 е за обработка („обновяване“) на изкопаеми горива и за производство на амоняк. В нефтохимическите заводи Н2 се използва при хидродеалкилиране, хидродесулфуризация и хидрокрекинг. H2 има няколко други важни приложения. H2 се използва като хидрогениращ агент, по-специално за повишаване на нивото на наситеност на ненаситени мазнини и масла (намиращи се в артикули като маргарин) и при производството на метанол. Освен това е източник на водород при производството на солна киселина. H2 се използва и като редуциращ агент за метални руди. Водородът е силно разтворим в много редкоземни и преходни метали и е разтворим както в нанокристални, така и в аморфни метали. Разтворимостта на водорода в металите зависи от локални изкривявания или примеси в кристалната решетка. Това може да бъде полезно, когато водородът се пречиства чрез преминаване през горещи паладиеви дискове, но високата разтворимост на газа е металургичен проблем, който прави много метали крехки, усложнявайки дизайна на тръбопроводи и резервоари за съхранение. Освен че се използва като реагент, H2 има широк спектър от приложения във физиката и инженерството. Използва се като защитен газ при заваръчни методи като заваряване с атомен водород. H2 се използва като охладител на ротора в електрическите генератори в електроцентралите, тъй като има най-високата топлопроводимост от всеки газ. Течният H2 се използва в криогенни изследвания, включително изследвания на свръхпроводимостта. Тъй като H2 е по-лек от въздуха, с малко над 1/14 от плътността на въздуха, той някога е бил широко използван като издигащ газ в балони и дирижабли. В по-нови приложения водородът се използва чист или смесен с азот (понякога наричан образуващ газ) като трасиращ газ за незабавно откриване на течове. Водородът се използва в автомобилната, химическата, енергийната, космическата и телекомуникационната промишленост. Водородът е разрешена хранителна добавка (E 949), която позволява тестване за изтичане на храни, наред с други антиоксидантни свойства. Редките изотопи на водорода също имат специфични приложения. Деутерият (водород-2) се използва в приложения за ядрен делене като модератор на бавни неутрони и в реакции на ядрен синтез. Деутериевите съединения се използват в областта на химията и биологията при изследване на изотопните ефекти на реакцията. Тритий (водород-3), произведен в ядрени реактори, се използва при производството на водородни бомби, като изотопен маркер в биологичните науки и като източник на радиация в светещи бои. Температурата на тройната точка на равновесния водород е определящата фиксирана точка на температурната скала ITS-90 при 13,8033 Келвина.

Охлаждаща среда

Водородът обикновено се използва в електроцентралите като хладилен агент в генераторите поради редица благоприятни свойства, които са пряк резултат от неговите леки двуатомни молекули. Те включват ниска плътност, нисък вискозитет и най-висок специфичен топлинен капацитет и топлопроводимост от всеки газ.

Енергоносител

Водородът не е енергиен ресурс, освен в хипотетичния контекст на комерсиални термоядрени електроцентрали, използващи деутерий или тритий, технология, която в момента е далеч от зрялост. Енергията на Слънцето идва от ядрения синтез на водорода, но този процес е трудно осъществим на Земята. Елементарният водород от слънчеви, биологични или електрически източници изисква повече енергия за производството му, отколкото е необходима за изгарянето му, така че в тези случаи водородът функционира като енергиен носител, подобно на батерия. Водородът може да бъде получен от изкопаеми източници (като метан), но тези източници са изчерпаеми. Енергийната плътност на единица обем както на течния водород, така и на сгъстения газообразен водород при всяко практически постижимо налягане е значително по-ниска от конвенционалните енергийни източници, въпреки че енергийната плътност на единица маса гориво е по-висока. Елементарният водород обаче е широко обсъждан в енергийния контекст като възможен бъдещ енергиен носител за цялата икономика. Например улавянето на CO2, последвано от улавяне и съхранение на въглерод, може да се извърши в точката на производство на H2 от изкопаеми горива. Водородът, използван в транспорта, ще гори относително чисто, с известни емисии на NOx, но без въглеродни емисии. Инфраструктурните разходи, свързани с пълното преобразуване към водородна икономика обаче, ще бъдат значителни. Горивните клетки могат да превръщат водорода и кислорода директно в електричество по-ефективно от двигателите с вътрешно горене.

полупроводникова индустрия

Водородът се използва за насищане на висящите връзки на аморфен силиций и аморфен въглерод, което спомага за стабилизиране на свойствата на материала. Освен това е потенциален донор на електрони в различни оксидни материали, включително ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO4 и SrZrO3.

биологични реакции

H2 е продукт на някои видове анаеробен метаболизъм и се произвежда от няколко микроорганизми, обикновено чрез реакции, катализирани от желязо- или никел-съдържащи ензими, наречени хидрогенази. Тези ензими катализират обратима окислително-редукционна реакция между H2 и неговите два протона и два електрона компоненти. Създаването на водороден газ става чрез прехвърляне на редуциращи еквиваленти, получени от ферментацията на пируват, към вода. Естественият цикъл на производство и потребление на водород от организмите се нарича водороден цикъл. Разделянето на водата, процесът, при който водата се разгражда на съставните й протони, електрони и кислород, се случва при светлинни реакции във всички фотосинтезиращи организми. Някои такива организми, включително водораслите Chlamydomonas Reinhardtii и цианобактериите, са развили втори етап в тъмните реакции, при които протоните и електроните се редуцират, за да образуват H2 газ от специализирани хидрогенази в хлоропласта. Правени са опити за генетично модифициране на цианобактериални хидрази за ефективно синтезиране на H2 газ дори в присъствието на кислород. Бяха положени и усилия за използване на генетично модифицирани водорасли в биореактор.

Водородът H е химичен елемент, един от най-често срещаните в нашата Вселена. Масата на водорода като елемент в състава на веществата е 75% от общото съдържание на атоми от друг вид. Включен е в най-важната и жизненоважна връзка на планетата – водата. Отличителна черта на водорода е също, че той е първият елемент в периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев.

Откриване и изследване

Първите споменавания на водород в писанията на Парацелз датират от шестнадесети век. Но изолирането му от газовата смес на въздуха и изследването на горимите свойства са направени още през седемнадесети век от учения Лемери. Водородът е подробно проучен от английски химик, физик и натуралист, който експериментално доказва, че масата на водорода е най-малка в сравнение с други газове. В следващите етапи от развитието на науката много учени са работили с него, по-специално Лавоазие, който го нарича "раждащ вода".

Характеристика според длъжността в PSCE

Елементът, който отваря периодичната таблица на Д. И. Менделеев, е водород. Физическите и химичните свойства на атома показват известна двойственост, тъй като водородът едновременно се причислява към първата група, основната подгрупа, ако се държи като метал и отдава един електрон в процеса на химическа реакция, и към седмо - в случай на пълно запълване на валентната обвивка, т.е. приемане на отрицателна частица, което я характеризира като подобна на халогените.

Характеристики на електронната структура на елемента

Свойствата на сложните вещества, в които е включен, и най-простото вещество Н 2 се определят основно от електронната конфигурация на водорода. Частицата има един електрон с Z= (-1), който се върти по своята орбита около ядрото, съдържащ един протон с единична маса и положителен заряд (+1). Електронната му конфигурация е записана като 1s 1, което означава наличието на една отрицателна частица в първата и единствена s-орбитала за водорода.

Когато един електрон се отдели или отдаде и атом на този елемент има такова свойство, че е свързан с металите, се получава катион. Всъщност водородният йон е положителна елементарна частица. Следователно водородът, лишен от електрон, се нарича просто протон.

Физични свойства

Накратко описвайки водорода, той е безцветен, слабо разтворим газ с относителна атомна маса 2, 14,5 пъти по-лек от въздуха, с температура на втечняване от -252,8 градуса по Целзий.

Лесно може да се види от опит, че H2 е най-лекият. За да направите това, достатъчно е да напълните три топки с различни вещества - водород, въглероден диоксид, обикновен въздух - и едновременно да ги освободите от ръката си. Този, който е пълен с CO 2, ще достигне земята по-бързо от всеки, след което ще падне напомпан с въздушна смес, а този, съдържащ H 2, ще се издигне до тавана.

Малката маса и размер на водородните частици оправдават способността му да прониква през различни вещества. На примера на същата топка това е лесно да се провери, след няколко дни тя ще се издуе, тъй като газът просто ще премине през гумата. Също така, водородът може да се натрупва в структурата на някои метали (паладий или платина) и да се изпари от него, когато температурата се повиши.

Свойството на ниска разтворимост на водорода се използва в лабораторната практика за изолирането му чрез метода на изместване на водорода (таблицата по-долу съдържа основните параметри), определящи обхвата на неговото приложение и методите на производство.

Параметър на атом или молекула на просто вещество	Значение
Атомна маса (моларна маса)	1,008 g/mol
Електронна конфигурация	1s 1
Кристална клетка	Шестоъгълна
Топлопроводимост	(300 K) 0,1815 W/(m K)
Плътност при n. г.	0,08987 g/l
Температура на кипене	-252,76°C
Специфична топлина на изгаряне	120.9 106 J/kg
Температурата на топене	-259,2°C
Разтворимост във вода	18,8 ml/l

Изотопен състав

Подобно на много други представители на периодичната система от химични елементи, водородът има няколко естествени изотопа, тоест атоми с еднакъв брой протони в ядрото, но различен брой неутрони - частици с нулев заряд и единица маса. Примери за атоми, които имат подобно свойство, са кислород, въглерод, хлор, бром и други, включително радиоактивни.

Физичните свойства на водорода 1 H, най-често срещаният от представителите на тази група, се различават значително от същите характеристики на неговите колеги. По-специално, характеристиките на веществата, в които са включени, се различават. И така, има обикновена и деутерирана вода, съдържаща в състава си, вместо водороден атом с един протон, деутерий 2 Н - неговият изотоп с две елементарни частици: положителни и незаредени. Този изотоп е два пъти по-тежък от обикновения водород, което обяснява фундаменталната разлика в свойствата на съединенията, които изграждат. В природата деутерият е 3200 пъти по-рядък от водорода. Третият представител е тритий 3 H, в ядрото има два неутрона и един протон.

Методи за получаване и изолиране

Лабораторните и индустриалните методи са много различни. Така че в малки количества газът се получава главно чрез реакции, в които участват минерали, а в мащабното производство в по-голяма степен се използва органичен синтез.

В лабораторията се използват следните химични взаимодействия:

В промишлени интереси газът се получава по такива методи като:

1. Термично разлагане на метан в присъствието на катализатор до съставните му прости вещества (350 градуса достига стойността на такъв показател като температура) - водород Н 2 и въглерод С.
2. Преминаване на парообразна вода през кокс при 1000 градуса по Целзий с образуване на въглероден диоксид CO 2 и H 2 (най-често срещаният метод).
3. Превръщане на газообразен метан върху никелов катализатор при температура, достигаща 800 градуса.
4. Водородът е страничен продукт при електролизата на водни разтвори на калиеви или натриеви хлориди.

Химични взаимодействия: общи положения

Физичните свойства на водорода до голяма степен обясняват поведението му в реакционни процеси с едно или друго съединение. Валентността на водорода е 1, тъй като се намира в първата група в периодичната таблица, а степента на окисление показва различна. Във всички съединения, с изключение на хидридите, водородът в s.o. = (1+), в молекули като XH, XH 2, XH 3 - (1-).

Молекулата на водородния газ, образувана чрез създаване на обобщена електронна двойка, се състои от два атома и е доста стабилна енергийно, поради което при нормални условия е донякъде инертна и влиза в реакции при промяна на нормалните условия. В зависимост от степента на окисление на водорода в състава на други вещества, той може да действа както като окислител, така и като редуциращ агент.

Вещества, с които реагира и образува водород

Елементни взаимодействия за образуване на сложни вещества (често при повишени температури):

1. Алкален и алкалоземен метал + водород = хидрид.
2. Халоген + Н 2 = халогеноводород.
3. Сяра + водород = сероводород.
4. Кислород + Н 2 = вода.
5. Въглерод + водород = метан.
6. Азот + Н 2 = амоняк.

Взаимодействие със сложни вещества:

1. Получаване на синтез газ от въглероден окис и водород.
2. Възстановяване на метали от техните оксиди с Н2.
3. Насищане с водород на ненаситени алифатни въглеводороди.

водородна връзка

Физическите свойства на водорода са такива, че когато се комбинира с електроотрицателен елемент, той му позволява да образува специален тип връзка със същия атом от съседни молекули, които имат несподелени електронни двойки (например кислород, азот и флуор). Най-ясният пример, на който е по-добре да се разгледа подобно явление, е водата. Може да се каже, че е свързан с водородни връзки, които са по-слаби от ковалентните или йонните, но поради факта, че има много от тях, те оказват значително влияние върху свойствата на веществото. По същество водородното свързване е електростатично взаимодействие, което свързва водните молекули в димери и полимери, което води до нейната висока точка на кипене.

Водородът в състава на минералните съединения

Всички съдържат протон - катион на атом като водород. Вещество, чийто киселинен остатък има степен на окисление, по-голяма от (-1), се нарича многоосновно съединение. Съдържа няколко водородни атома, което прави дисоциацията във водни разтвори многоетапна. Всеки следващ протон се откъсва от останалата киселина все по-трудно. По количественото съдържание на водороди в средата се определя нейната киселинност.

Приложение в човешката дейност

Цилиндрите с вещество, както и контейнерите с други втечнени газове, като кислород, имат специфичен външен вид. Те са боядисани в тъмно зелено с яркочервен надпис „Водород“. Газът се изпомпва в цилиндър под налягане от около 150 атмосфери. Физическите свойства на водорода, по-специално лекотата на газообразното агрегатно състояние, се използват за пълнене на балони, балони и др., смесени с хелий.

Водородът, чиито физични и химични свойства хората са се научили да използват преди много години, в момента се използва в много индустрии. Повечето от тях отиват за производството на амоняк. Също така, водородът участва в (хафний, германий, галий, силиций, молибден, волфрам, цирконий и други) от оксиди, действащи в реакцията като редуциращ агент, циановодородна и солна киселина, както и изкуствено течно гориво. Хранителната промишленост го използва за превръщане на растителни масла в твърди мазнини.

Определихме химичните свойства и използването на водорода в различни процеси на хидрогениране и хидрогениране на мазнини, въглища, въглеводороди, масла и мазут. С негова помощ се произвеждат скъпоценни камъни, лампи с нажежаема жичка, метални изделия се коват и заваряват под въздействието на кислородно-водороден пламък.

Водород- първият химичен елемент от Периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев. Химичният елемент водород се намира в първата група, основната подгрупа, първият период на Периодичната система.

Относителна атомна маса на водорода = 1.

Водородът има най-простата структура на атома, той се състои от един електрон, който се намира в ядреното пространство. Ядрото на водородния атом се състои от един протон.

Водородният атом при химични реакции може както да отдаде, така и да добави електрон, образувайки два вида йони:

H0 + 1ē → H1− H0 – 1ē → H1+.

Водороде най-изобилният елемент във Вселената. Той представлява около 88,6% от всички атоми (около 11,3% са атоми на хелий, делът на всички останали елементи заедно е около 0,1%). По този начин водородът е основният компонент на звездите и междузвездния газ. В междузвездното пространство този елемент съществува под формата на отделни молекули, атоми и йони и може да образува молекулярни облаци, които се различават значително по размер, плътност и температура.

Масовата част на водорода в земната кора е 1%.Това е деветият най-често срещан елемент. Значението на водорода в химичните процеси, протичащи на Земята, е почти толкова голямо, колкото и на кислорода. За разлика от кислорода, който съществува на Земята както в свързано, така и в свободно състояние, практически целият водород на Земята е под формата на съединения; само много малко количество водород под формата на просто вещество се намира в атмосферата (0,00005 обемни процента за сух въздух).

Водородът е съставна част на почти всички органични вещества и присъства във всички живи клетки.

Физични свойства на водорода

Едно просто вещество, образувано от химичния елемент водород, има молекулна структура. Съставът му отговаря на формулата H2.Подобно на химичен елемент, простото вещество също се нарича водород.

ВодородТова е безцветен газ, без мирис и вкус, практически неразтворим във вода. При стайна температура и нормално атмосферно налягане разтворимостта е 18,8 ml газ на 1 литър вода.

Водород- най-лекият газ, неговата плътност е 0,08987 g / l. За сравнение: плътността на въздуха е 1,3 g/l.

Водородът може да се разтваря в металинапример до 850 обема водород могат да се разтворят в един обем паладий. Поради изключително малкия си молекулен размер, водородът може да дифундира през много материали.

Подобно на други газове, водородът кондензира при ниски температури в безцветна прозрачна течност, това се случва при температура от - 252,8°С.Когато температурата достигне -259,2°C, водородът кристализира под формата на бели кристали, подобни на сняг.

За разлика от кислорода, водородът не проявява алотропия.

Приложение на водорода

Водородът се използва в различни индустрии. Много водород отива в производството на амоняк (NH3).От амоняк се получават азотни торове, синтетични влакна и пластмаси и лекарства.

В хранително-вкусовата промишленост водородът се използва при производството на маргарин, който съдържа твърди мазнини. За да се получат от течните мазнини, през тях се пропуска водород.

Когато водородът гори в кислород, температурата на пламъка е около 2500°C.При тази температура огнеупорните метали могат да се топят и заваряват. Така водородът се използва при заваряване.

Като ракетно гориво се използва смес от течен водород и кислород.

В момента редица страни са започнали изследвания за замяна на невъзобновяеми енергийни източници (нефт, газ, въглища) с водород. Когато водородът се изгаря в кислород, се образува екологично чист продукт - вода, а не въглероден диоксид, който причинява парниковия ефект.

Учените предполагат, че в средата на 21 век трябва да започне масово производство на автомобили, задвижвани с водород. Битовите горивни клетки, чиято работа също се основава на окисляването на водород с кислород, ще намерят широко приложение.

В края на 19-ти и началото на 20-ти век,в зората на ерата на аеронавтиката балоните, дирижаблите и балоните бяха пълни с водород, тъй като той е много по-лек от въздуха. Ерата на дирижаблите обаче започна бързо да избледнява в миналото след катастрофата, която се случи с дирижабъла Хинденбург. 6 май 1937 г. дирижабъл,пълен с водород, се запали, което доведе до смъртта на десетки пътници.

Водородът е изключително експлозивен в определени пропорции с кислорода. Неспазването на правилата за безопасност доведе до възпламеняване и експлозия на дирижабъла.

• Водород- първият химичен елемент от Периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев
• Водородът се намира в група I, основна подгрупа, период 1 на Периодичната система
• Водородна валентност в съединенията - I
• ВодородБезцветен газ, без мирис и вкус, практически неразтворим във вода
• Водород- най-лекият газ
• Течен и твърд водород се получава при ниски температури
• Водородът може да се разтваря в метали
• Приложенията на водород са разнообразни

Химични свойства на водорода

При нормални условия молекулярният водород е относително неактивен, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор, а на светлина и с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи.

Водородът реагира с прости и сложни вещества:

- Взаимодействие на водород с метали води до образуването на сложни вещества - хидриди, в химичните формули на които металният атом винаги е на първо място:

При висока температура водородът реагира директно с някои метали(алкални, алкалоземни и други), образуващи бели кристални вещества - метални хидриди (Li H, Na H, KH, CaH 2 и др.):

H 2 + 2Li = 2LiH

Металните хидриди лесно се разлагат от вода с образуването на съответните алкали и водород:

Sa H 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2

- Когато водородът взаимодейства с неметали образуват се летливи водородни съединения. В химическата формула на летливо водородно съединение водородният атом може да бъде или на първо, или на второ място, в зависимост от местоположението в PSCE (вижте табелата в слайда):

1). С кислородВодородът образува вода:

Видео "Изгаряне на водород"

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия (смес от 2 обема Н2 и 1 обем О2 се нарича експлозивен газ) .

Видео "Експлозия на експлозивен газ"

Видео "Приготвяне и експлозия на експлозивна смес"

2). С халогениВодородът образува водородни халиди, например:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

Водородът експлодира с флуор (дори на тъмно и при -252°C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване и с йод само при нагряване.

3). С азотВодородът реагира с образуването на амоняк:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

само на катализатор и при повишени температури и налягания.

4). При нагряване водородът реагира бурно със сяра:

H 2 + S \u003d H 2 S (сероводород),

много по-трудно със селен и телур.

5). с чист въглеродВодородът може да реагира без катализатор само при високи температури:

2H 2 + C (аморфен) = CH 4 (метан)

- Водородът влиза в реакция на заместване с метални оксиди , докато в продуктите се образува вода и металът се редуцира. Водород - проявява свойствата на редуциращ агент:

Използва се водород за възстановяване на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O и др.

Приложение на водорода

Видео "Използване на водород"

В момента водородът се произвежда в огромни количества. Много голяма част от него се използва при синтеза на амоняк, хидрогенирането на мазнини и хидрогенирането на въглища, масла и въглеводороди. В допълнение, водородът се използва за синтеза на солна киселина, метилов алкохол, циановодородна киселина, при заваряване и коване на метали, както и в производството на лампи с нажежаема жичка и скъпоценни камъни. Водородът се продава в бутилки под налягане над 150 атм. Те са боядисани в тъмно зелено и са снабдени с червен надпис "Водород".

Водородът се използва за превръщане на течни мазнини в твърди мазнини (хидрогениране), за производство на течни горива чрез хидрогениране на въглища и мазут. В металургията водородът се използва като редуциращ агент за оксиди или хлориди за получаване на метали и неметали (германий, силиций, галий, цирконий, хафний, молибден, волфрам и др.).

Практическото приложение на водорода е разнообразно: обикновено се пълни с балони, в химическата промишленост служи като суровина за производството на много много важни продукти (амоняк и др.), В хранително-вкусовата промишленост - за производството на твърди мазнини от растителни масла и др. Висока температура (до 2600 °C), получена при изгаряне на водород в кислород, се използва за топене на огнеупорни метали, кварц и др. Течният водород е едно от най-ефективните реактивни горива. Годишното световно потребление на водород надхвърля 1 милион тона.

СИМУЛАТОРИ

номер 2. Водород

ЗАДАЧИ ЗА ЗАТКРОЙВАНЕ

Задача номер 1
Съставете уравненията за реакциите на взаимодействие на водород със следните вещества: F 2, Ca, Al 2 O 3, живачен оксид (II), волфрамов оксид (VI). Наименувайте продуктите на реакцията, посочете видовете реакции.

Задача номер 2
Извършете трансформациите по схемата:
H 2 O -> H 2 -> H 2 S -> SO 2

Задача номер 3.
Изчислете масата на водата, която може да се получи чрез изгаряне на 8 g водород?

разпространение в природата. V. е широко разпространен в природата, съдържанието му в земната кора (литосферата и хидросферата) е 1% от масата и 16% от броя на атомите. V. е част от най-често срещаното вещество на Земята - вода (11,19% от V. по маса), в състава на съединения, които съставляват въглища, нефт, природни газове, глина, както и животински и растителни организми (т.е. , в състава протеини, нуклеинови киселини, мазнини, въглехидрати и др.). В свободно състояние V. е изключително рядък, намира се в малки количества във вулканични и други природни газове. В атмосферата присъстват незначителни количества свободен V. (0,0001% от броя на атомите). В околоземното пространство V. под формата на поток от протони образува вътрешния („протонен“) радиационен пояс на Земята. В пространството В. е най-често срещаният елемент. Под формата на плазма съставлява около половината от масата на Слънцето и повечето звезди, основната част от газовете на междузвездната среда и газовите мъглявини. В. присъства в атмосферата на редица планети и в комети под формата на свободен H2, метан CH4, амоняк NH3, вода H2O, радикали като CH, NH, OH, SiH, PH и др. Под формата на поток от протони В. е част от корпускулярното излъчване на Слънцето и космическите лъчи.

Изотопи, атом и молекула. Обикновеният V. се състои от смес от два стабилни изотопа: лек V. или протий (1H) и тежък V. или деутерий (2H или D). В природните съединения на V. има средно 6800 1H атома на 1 2H атом. Изкуствено е получен радиоактивен изотоп - свръхтежък B., или тритий (3H, или T), с меко β-лъчение и период на полуразпад T1 / 2 = 12,262 години. В природата тритий се образува, например, от атмосферния азот под действието на неутроните на космическите лъчи; той е незначителен в атмосферата (4-10-15% от общия брой атоми на въздуха). Получен е изключително нестабилен изотоп 4Н. Масовите числа на изотопите 1H, 2H, 3H и 4H, съответно 1,2, 3 и 4, показват, че ядрото на атома на протия съдържа само 1 протон, на деутерия - 1 протон и 1 неутрон, на трития - 1 протон и 2 неутрони, 4H - 1 протон и 3 неутрона. Голямата разлика в масите на изотопите на водорода причинява по-забележима разлика в техните физични и химични свойства, отколкото в случая на изотопите на други елементи.

Атомът V. има най-простата структура сред атомите на всички други елементи: състои се от ядро ​​и един електрон. Енергията на свързване на електрон с ядро ​​(йонизационен потенциал) е 13,595 eV. Неутралният атом V. също може да прикрепи втори електрон, образувайки отрицателен йон H-; в този случай енергията на свързване на втория електрон с неутралния атом (електронен афинитет) е 0,78 eV. Квантовата механика дава възможност да се изчислят всички възможни енергийни нива на атома и, следователно, да се даде пълна интерпретация на неговия атомен спектър. Атомът V се използва като модел на атом в квантово-механичните изчисления на енергийните нива на други, по-сложни атоми. Молекулата B. H2 се състои от два атома, свързани с ковалентна химична връзка. Енергията на дисоциация (т.е. разпадане на атоми) е 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Междуатомното разстояние при равновесното положение на ядрата е 0,7414-Å. При високи температури молекулярната V. се разпада на атоми (степента на дисоциация при 2000 ° C е 0,0013, при 5000 ° C е 0,95). Атомният V. също се образува в различни химични реакции (например чрез действието на Zn върху солна киселина). Въпреки това съществуването на V. в атомно състояние трае само кратко време, атомите се рекомбинират в молекули H2.

Физични и химични свойства. V. - най-лекият от всички известни вещества (14,4 пъти по-лек от въздуха), плътност 0,0899 g / l при 0 ° C и 1 atm. V. кипи (втечнява се) и се топи (втвърдява) съответно при -252,6°C и -259,1°C (само хелият има по-ниски точки на топене и кипене). Критичната температура на V. е много ниска (-240 ° C), така че втечняването му е свързано с големи трудности; критично налягане 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), критична плътност 0,0312 g/cm3. От всички газове V. има най-висока топлопроводимост, равна на 0,174 W / (m-K) при 0 ° C и 1 atm, т.е. 4,16-0-4 cal / (s-cm- ° C). Специфичният топлинен капацитет на V. при 0 ° C и 1 atm Cp 14.208-103 j / (kg-K), т.е. 3.394 cal / (g- ° C). V. слабо разтворим във вода (0,0182 ml / g при 20 ° C и 1 atm), но добре - в много метали (Ni, Pt, Pd и др.), Особено в паладий (850 обема на 1 обем Pd) , Разтворимостта на В. в метали е свързана със способността му да дифундира през тях; дифузията през въглеродна сплав (например стомана) понякога е придружена от разрушаване на сплавта поради взаимодействието на стомана с въглерод (така наречената декарбонизация). Течната вода е много лека (плътност при -253°C 0,0708 g/cm3) и течна (вискозитет при -253°C 13,8 градуса).

В повечето съединения V. проявява валентност (по-точно степен на окисление) +1, подобно на натрия и други алкални метали; обикновено той се счита за аналог на тези метали, позиция 1 гр. Системите на Менделеев. В металните хидриди обаче B. йонът е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H- хидридът е изграден като Na + Cl- хлорид. Това и някои други факти (близостта на физичните свойства на V. и халогените, способността на халогените да заместват V. в органични съединения) дават основание да се припише V. и на група VII на периодичната система (за повече подробности вж. Периодичната система от елементи). При нормални условия молекулярната V. е относително неактивна, свързвайки се директно само с най-активните неметали (с флуор и на светлина с хлор). Въпреки това, когато се нагрява, той реагира с много елементи. Атомният V. има повишена химическа активност в сравнение с молекулярния V. V. образува вода с кислород: H2 + 1 / 2O2 = H2O с отделяне на 285,937-103 J / mol, т.е. 68,3174 kcal / mol топлина (при 25 ° C и 1 atm). При обикновени температури реакцията протича изключително бавно, над 550 ° C - с експлозия. Границите на експлозивност на сместа водород-кислород са (по обем) от 4 до 94% H2, а сместа водород-въздух е от 4 до 74% H2 (смес от 2 обема H2 и 1 обем O2 се нарича експлозивна газ). V. се използва за редуциране на много метали, тъй като отнема кислород от техните оксиди:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O и др.
V. образува водородни халиди с халогени, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.

В същото време той експлодира с флуор (дори на тъмно и при -252 ° C), реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване, а с йод само при нагряване. V. взаимодейства с азота, за да образува амоняк: 3H2 + N2 = 2NH3 само на катализатор и при повишени температури и налягания. При нагряване V. реагира енергично със сяра: H2 + S = H2S (сероводород), много по-трудно със селен и телур. V. може да реагира с чист въглерод без катализатор само при високи температури: 2H2 + C (аморфен) = CH4 (метан). V. директно реагира с някои метали (алкални, алкалоземни и др.), Образувайки хидриди: H2 + 2Li = 2LiH. От голямо практическо значение са реакциите на въглероден оксид с въглероден оксид, при които в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH3OH и други (виж Въглероден оксид). Ненаситените въглеводороди реагират с водород, стават наситени, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (виж Хидрогениране).